34. Общие закономерности изменения свойств элементов в периодах, в главных и побочных подгруппах Периодической системы. Примеры проявления основных, амфотерных, кислотных и окислительно-восстановительных свойств.

Радиус атома. Можно условно принять за радиус атома расчетное значение расстояния от ядра до максимума электронной плотности внешнего электронного облака (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в соединениях (эффективный радиус).

В периоде радиусы ионов и атомов уменьшаются с ростом заряда ядра от I к VIII группе, а в главных подгруппах – увеличиваются с увеличением числа энергетических уровней, т. е. с увеличением номера периода.

Монотонность уменьшения атомного радиуса меняется, когда резко меняется тип заполняемого подуровня, например, при переходе от d элементов к p элементам, у которых появляется один электрон на р-подуровне.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона и удаления его на бесконечно большое расстояние.

Энергии ионизации находятся в периодической зависимости от атомного номера элемента. В периоде, в основном, они увеличиваются с ростом заряда ядра, в группе уменьшается с увеличением числа энергетических уровней.

Вгоризонтальном направлении с увеличением порядкового номера элемента по периоду происходит нарастание неметаллических(окислительных) свойств. Это объясняется тем, что в этом направлении с увеличением заряда ядра уменьшаются атомные радиусы, увеличиваются энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательность.

Ввертикальном направлении по подгруппам с увеличением номера периода у s- и р-элементов возрастают металлические(восстановительные) свойства. Это объясняется тем, что в этом направлении с увеличением числа энергетических уровней увеличиваются атомные радиусы, уменьшаются энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательность.

Примером элемента с ярко выраженными окислительными свойствами является фтор. Этот элемент в любых реакциях может только забирать электрон и проявлять степень окисления -1.

Сильными восстановителями являются любые металлы - в любых реакциях проявляют только положительные степени окисления (отдают электроны).

Амфотерные свойства

35. Общие закономерности изменения свойств металлов и неметаллов в главных и побочных подгруппах Периодической системы. Примеры соединений химических элементов с наиболее выраженными основными, амфотерными, кислотными, окислительными и восстановительными свойствами.

В вертикальном направлении по подгруппам с увеличением номера периода у s- и р-элементов возрастают металлические свойства. Это объясняется тем, что в этом направлении с увеличением числа энергетических уровней увеличиваются атомные радиусы, уменьшаются энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательность.

Примеры хим. соединений с выраженными:

основными свойствами: CaO, MgO, Na2O

амфотерными свойствами: Al2O3

кислотными свойствами: CO2, SiO3

окислительными свойствами: KMnO , H SO (конц)

восстановительными свойствами: KI, Na2S

36. Окислительно-восстановительные системы. Типичные окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и направление реакций.

Отличительным признаком окислительно-восстановительных реакций является перенос электронов между реагирующими частицами – ионами, атомами, молекулами, комплексами, в результате чего изменяется степень окисления реагирующих частиц, например, Fe+2 - e- →

Fe+3.

Поскольку электроны не могут накапливаться в растворе, одновременно должны протекать два процесса – отдача и принятие электронов, т. е. процесс окисления одних и восстановления других частиц. Таким образом, любая окислительно-восстановительная реакция всегда может быть представлена в виде двух полуреакций.

В качестве доноров или акцепторов электронов могут выступать не только частицы, находящиеся в растворе, но и электроды. В этом случае окислительно-восстановительная реакция происходит на границе электрод-раствор и называется электрохимической.

Типичные окислители: F2, Cl2, O2, KMnO , H SO (конц)

Типичные восстановители: H2, Zn, Al, Ca

Типы ОВР:

внутримолекулярные: В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления одна часть молекулы – окислитель, другая – восстановитель. Простейшими примерами могут служить реакции термического разложения вещества.

диспропорционирования: Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Они характерны для соединений или простых веществ, состоящих из промежуточных степеней окисления данного элемента.

межмолекулярные: окислительные функции выполняют одни вещества, а восстановительные

– другие. Например, в реакции H2S + Cl2 = S + 2HCl электроны от восстановителя – молекулы сероводорода – переходят к окислителю – молекуле Cl2.

Перемещение электронов в ходе окислительно-восстановительных реакций приводит к возникновению потенциала. Таким образом, потенциал, измеряемый в вольтах, служит мерой окислительно-восстановительной способности соединения.

Относительный электродный потенциал – это потенциал электрода, измеренный по отношению к электроду сравнения. Стандартным считается потенциал, измеренный относительно водородного электрода в стандартных условиях.

Окислительно-восстановительная реакция может протекать в прямом направлении при том же условии, т.е. если разность потенциалов окислителя и восстановителя является положительной величиной.

37. Химические равновесия процессов (Кд, ПР, Кг). Расчеты по константам равновесия (рН, растворимость) равновесия в водных растворах веществ. Составление выражения для констант.

Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Произведение растворимости – это произведение равновесных активностей или концентраций ионов малорастворимого вещества в насыщенном растворе, взятых в степенях, равных соответствующим стехиометрическим индексам(v+, v-)

Кд сильного электролита смысла не имеет так как стремится к бесконечности. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим и проходит не до конца.

Он количественно характеризуется константой диссоциации и степенью диссоциации

Пример расчета растворимости с помощью произведения растворимости(конст равновесия)